Acide

Un acide (souvent repr??sent?? par la formule g??n??rale HA [H ⁺ A ^-]) est traditionnellement consid??r?? comme ne importe quel compos?? chimique qui, lorsqu'il est dissous dans l'eau , donne une solution ayant une ion hydrog??ne activit?? sup??rieure ?? celle de l'eau pure, soit une pH inf??rieur ?? 7,0. Qui se rapproche de la d??finition moderne de Johannes Nicolaus Br??nsted et Martin Lowry, qui a d??fini ind??pendamment un acide comme un compos?? qui fait don d'un ion hydrog??ne (H ⁺⁾ en un autre compos?? (appel?? base). Les exemples communs incluent l'acide ac??tique (en vinaigre) et de l'acide sulfurique (utilis?? dans batteries de voiture). Syst??mes acide / base sont diff??rents de r??actions d'oxydor??duction en ce qu'il n'y a pas de changement dans l'??tat d'oxydation .

D??finitions

Le mot "acide" vient du latin acidus signifie ??amer??, mais dans la chimie de l'acide terme a un sens plus sp??cifique. Il ya quatre fa??ons de d??finir un acide:

• Arrhenius: Selon cette d??finition ??labor??e par le Su??dois chimiste Svante Arrhenius, un acide est une substance qui augmente la concentration d'ions hydrog??ne ^{(H +),} qui sont r??alis??es en tant que hydronium ions (H ₃ O ⁺⁾ lorsqu'il est dissous dans l'eau , tandis que les bases sont des substances qui augmentent la concentration d' hydroxyde ions (OH ^-). Cette d??finition limite acides et des bases ?? des substances qui peuvent dissoudre dans l'eau. Vers 1800, de nombreux fran??ais chimistes, y compris Antoine Lavoisier , croyaient ?? tort que tous les acides contiennent de l'oxyg??ne . En effet, le mot allemand moderne pour l'oxyg??ne est Sauerstoff (litt de substance aigre), comme ce est le mot afrikaans suurstof d'oxyg??ne, avec le m??me sens. Anglais chimistes, y compris Sir Humphry Davy en m??me temps croyaient tous les acides contiennent de l'hydrog??ne. Arrhenius utilis?? cette croyance de d??velopper cette d??finition de l'acide.
• Bronsted-Lowry: Selon cette d??finition, un acide est un proton ( hydrog??ne noyau) donneur et une base est un accepteur de protons. L'acide est dit ??tre dissoci??e apr??s le proton est donn??. Un acide et la base correspondante sont appel??s conjugu??s paires acide-base. Bronsted et Lowry formul??es ind??pendamment de cette d??finition, qui comprend les substances insolubles dans l'eau pas dans la d??finition d'Arrhenius.
• d??finition solvant-syst??me: Selon cette d??finition, un acide est une substance qui, lorsqu'elle est dissoute dans un solvant autodissociating, augmente la concentration de la solvonium cations tels que H ₃ O ⁺ dans de l'eau, NH ₄ ⁺ dans l'ammoniac liquide, en N ⁺ N ₂ O ₄ liquide, SbCl ₂ ⁺ dans SbCl _3, etc. La base est d??finie comme ??tant la substance qui augmente la concentration de la solvate anions, respectivement OH ^-, NH ₂ ^-, NO ₃ ^-, ou SbCl ₄ ^-. Cette d??finition se ??tend r??actions acide-base ?? des syst??mes non aqueux et m??me certains syst??mes aprotiques, o?? aucune hydrog??ne noyaux sont impliqu??s dans les r??actions. Cette d??finition ne est pas absolue, un compos?? agissant comme acide dans un solvant peut agir comme une base dans un autre.
• Lewis: Selon cette d??finition d??velopp?? par Gilbert N. Lewis, un acide est une paire d'??lectrons accepteur et une base est un ??lectron donneur de paire. (Celles-ci sont souvent appel??es " Des acides de Lewis "et" Les bases de Lewis, "et sont ??lectrophiles et nucl??ophiles, respectivement, dans la chimie organique ; Les bases de Lewis sont ??galement dans ligands la coordination de la chimie.) des acides de Lewis comprennent les substances qui ne ont pas transf??rables protons (par exemple des ions hydrog??ne H ^+), comme le fer (III) chlorure , et donc la d??finition d'un acide de Lewis a une application plus large que la d??finition de Bronsted-Lowry. En fait, le terme acide de Lewis est souvent utilis??e pour exclure (Br??nsted-Lowry) acides protiques. La d??finition de Lewis peut aussi se expliquer par th??orie des orbitales mol??culaires. En g??n??ral, un acide peut recevoir une paire d'??lectrons dans son orbitale inoccup??e la plus basse ( LUMO) de la plus haute orbitale occup??e ( HOMO) d'une base. Cela signifie que le HOMO de la base et la LUMO de l'acide se combinent pour un collage mol??culaire orbital.

Bien que pas la th??orie la plus g??n??rale, la d??finition de Br??nsted-Lowry est la d??finition la plus largement utilis??e. La force d'un acide peut ??tre compris dans cette d??finition de la stabilit?? de hydronium et la base conjugu??e solvat??e lors de la dissociation. L'augmentation ou la diminution de la stabilit?? de la base conjugu??e va augmenter ou diminuer l'acidit?? d'un compos??. Ce concept d'acidit?? est fr??quemment utilis?? pour des acides organiques tels que l' acide carboxylique . La description des orbitales mol??culaires, o?? les protons non charg?? chevauchements orbitaux et avec un doublet libre, est connect?? ?? la d??finition de Lewis.

Propri??t??s

Les acides de Bronsted-Lowry:

• Sont g??n??ralement saveur aigre
• Acides forts ou concentr??s produisent souvent un sentiment de picotement sur muqueuses
• R??agir ?? indicateurs comme suit: virer au bleu tournesol et rouge de m??thyle orange, ne change pas la couleur de ph??nolphtal??ine
• R??agit avec des m??taux pour produire un sel m??tallique et de l'hydrog??ne
• Va r??agir avec les carbonates de m??taux pour produire l'eau, CO ₂ et un sel
• Va r??agir avec une base pour produire un sel et de l'eau
• R??agit avec un oxyde m??tallique pour produire de l'eau et un sel
• Va conduire l'??lectricit??, selon le degr?? de dissociation
• Va produire des ions solvonium, comme hydronium (H ₃ O ⁺⁾ des ions dans l'eau
• Va d??naturer les prot??ines

Des acides forts et de nombreux acides concentr??s sont peut causer de graves br??lures, m??me pour un contact mineur. Acides sont corrosifs. G??n??ralement, br??lures ?? l'acide sont trait??s par le rin??age de la zone touch??e abondamment ?? l'eau (15 minutes) en cours d'ex??cution et de suivi avec une attention m??dicale imm??diate. Dans le cas des acides tr??s concentr??s, l'acide doit d'abord ??tre essuy??e autant que possible, sinon le m??lange exothermique de l'acide et de l'eau pourrait causer des br??lures thermiques. Les acides peuvent aussi ??tre dangereux pour des raisons non li??es ?? leur acidit??, voir un appropri??e FDS pour des informations plus d??taill??es.

Nomenclature

Dans le syst??me classique de nommage, les acides sont nomm??s en fonction de leurs anions . Ce suffixe ionique est abandonn?? et remplac?? par un nouveau suffixe (et parfois pr??fixe), selon le tableau ci-dessous. Par exemple, HCl a chlorure comme anion, et le suffixe -ide fait prendre la forme de l'acide chlorhydrique . Dans le Syst??me de nommage IUPAC, "aqueux" est simplement ajout?? au nom du compos?? ionique. Ainsi, par le chlorure d'hydrog??ne, le nom IUPAC serait chlorure d'hydrog??ne aqueux.

Classique syst??me de nommage:

Caract??ristiques chimiques

Dans l'eau ce qui suit ??quilibre se produit entre un acide faible (HA) et de l'eau, qui agit comme une base de:

HA ( aq) + H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^- (aq)

Le constante d'acidit?? (ou constante de dissociation acide) est la constante d'??quilibre de la r??action de HA avec de l'eau:

Acides forts ont _un grand K valeurs (ce est ?? dire l'??quilibre de r??action se situe loin vers la droite; l'acide est presque compl??tement dissoci?? ?? H ₃ O ⁺ et A ^-). Les acides forts sont les plus lourdes les acides halohydriques: acide chlorhydrique (HCl), l'acide bromhydrique (HBr), et l'acide iodhydrique (HI). (Cependant, de l'acide fluorhydrique, HF, est relativement faible.) Par exemple, la valeur de K _a de l'acide chlorhydrique (HCl) est de 10 ^7.

Les acides faibles ont _un petit K valeurs (ce est ?? dire ?? l'??quilibre des quantit??s importantes de HA et A ^- coexister en solution; des niveaux modestes de H ₃ O ⁺ sont pr??sents; l'acide ne est que partiellement dissoci??). Par exemple, la valeur de K _a de l'acide ac??tique est de 1,8 x 10 ^-5. La plupart des acides organiques sont des acides faibles. Oxacides, qui tendent ?? contenir des atomes centraux dans les ??tats d'oxydation ??lev??s entour??s par de l'oxyg??ne peuvent ??tre assez forts ou faibles. L'acide nitrique , l'acide sulfurique, et l'acide perchlorique sont les acides forts, alors que l'acide nitreux, l'acide sulfureux et l'acide hypochloreux sont tous faibles.

Note sur les termes utilis??s:

• Les termes ?? hydrog??ne ion ??et?? protons ??sont utilis??s indiff??remment; tous deux r??f??rence ?? H ^+.
• En solution aqueuse, l'eau est proton?? pour former ion hydronium, H ₃ O ⁺ (aq). Ceci est souvent abr??g?? en H ⁺ (aq), m??me si le symbole ne est pas chimiquement correct.
• La force d'un acide est mesur??e par son constante de dissociation acide (K _A) ou de mani??re ??quivalente son p K _a (p K _a = - log (K _a)).
• Le pH d'une solution est une mesure de la concentration d'hydronium. Cela d??pendra de la concentration et la nature des acides et des bases en solution.

Acides polyprotiques

Des acides polyprotiques sont en mesure de donner plus d'un proton acide, par mol??cule, au contraire de monoprotique amin??s qui donnent seulement un proton par mol??cule. Types sp??cifiques d'acides polyprotiques ont des noms plus sp??cifiques, tels que l'acide diprotique (deux protons potentiels de faire un don) et de l'acide triprotique (trois protons potentiels de faire un don).

Un acide monoprotique peut subir une dissociation (parfois appel?? ionisation) comme suit simplement et a une constante de dissociation acide, comme indiqu?? ci-dessous:

HA (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^- (aq) _un K

Un acide diprotique (ici symbolis?? par H ₂ A) peut subir une ou deux dissociations en fonction du pH. Chaque dissociation a sa propre constante de dissociation, K _a1 et _a2 K.

H ₂ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ^- (aq) K _a1

HA ^- (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^{2- (aq)} K _a2

La premi??re constante de dissociation est typiquement sup??rieure ?? la seconde; ce est ?? dire, K _{a1> a2} K. Par exemple, l'acide sulfurique (H ₂ SO ₄₎ peut donner un proton pour former du bisulfate d'anions (HSO ₄ ^-), pour lesquels K _a1 est tr??s grande; il peut donate une seconde proton pour former le sulfate d'anions (SO ₄ ^2-), dans lequel la force est K _a2 interm??diaire. La grande _a1 K pour la premi??re dissociation rend sulfurique d'un acide fort. D'une mani??re similaire, les faibles instable l'acide carbonique (H ₂ CO ₃₎ peut perdre un proton pour former anion bicarbonate (HCO ₃ ^-) et de perdre une seconde pour former du carbonate anion (CO ₃ ^2-). Les deux valeurs sont K _un petit, mais K _a1> K _a2.

Un acide triprotique (H ₃ A) peut subir une, deux, ou trois dissociations et a trois constantes de dissociation, o?? K _{a1> a2} K> K _a3.

H ₃ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + H ₂ A ^- (aq) K _a1

H ₂ A ^- (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ^{2- (aq)} K _a2

HA ^{2- (aq)} + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^{3- (aq)} K _a3

Un inorganique exemple d'un acide triprotique est l'acide orthophosphorique (H ₃ PO _4), le plus souvent appel?? simplement l'acide phosphorique . Les trois protons peuvent ??tre perdues successivement pour donner H ₂ PO ₄ ^-, HPO ₄ ^2-, puis, et enfin PO ₄ ^3-, l'ion orthophosphate, habituellement appel??s simplement phosphate. Une organique exemple d'un acide est triprotique l'acide citrique, qui peut perdre successivement trois protons pour former enfin le ion citrate. M??me si les positions des protons sur la mol??cule d'origine peuvent ??tre ??quivalents, _l'un successive K valeurs diff??rent car il est ??nerg??tiquement moins favorable ?? perdre un proton si la base conjugu??e est charg??e plus n??gativement.

Neutralisation

La neutralisation est la r??action entre un acide et une base, la production d'un sel et de l'eau ; par exemple, l'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de sodium sous forme de chlorure de sodium et de l'eau:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H ₂ O (l) + NaCl (aq)

La neutralisation est la base de titrage, lorsqu'un indicateur de pH montre point d'??quivalence lorsque le nombre ??quivalent de moles d'une base ont ??t?? ajout??s ?? un acide. Il est souvent ?? tort que la neutralisation devrait aboutir ?? une solution avec un pH de 7,0, ce qui ne est le cas avec les acides et les bases forts semblables au cours d'une r??action.

La neutralisation avec une base plus faible que les r??sultats de sel d'acide dans un acide faible. Un exemple est le faiblement acide le chlorure d'ammonium, qui est produit ?? partir de l'acide fort du chlorure d'hydrog??ne et le faible base ammoniac . A l'inverse, la neutralisation d'un acide faible avec une base forte donne un sel faiblement basique, par exemple, le fluorure de sodium de fluorure d'hydrog??ne et de l'hydroxyde de sodium .

Acide faible / ??quilibres de base faibles

Afin de perdre un proton, il est n??cessaire que le pH de l'??l??vation du syst??me au-dessus de la p K _a de l'acide proton??. La diminution de la concentration de H ⁺ dans une solution basique qui d??place l'??quilibre vers la forme de la base conjugu??e (la forme de l'acide d??proton??). Dans les solutions inf??rieur pH (plus acides), il ya une concentration ^de H ⁺ assez ??lev??e dans la solution pour provoquer l'acide de rester sous sa forme proton??e, ou pour protoner sa base conjugu??e (la forme d??proton??e).

Solutions d'acides faibles et des sels de leur forme de bases conjugu??es des solutions tampons.

Applications des acides

Il existe de nombreuses utilisations pour les acides. Acides sont souvent utilis??s pour enlever la rouille et d'autres corrosion des m??taux dans un processus connu sous le nom d??capage. Ils peuvent ??tre utilis??s comme ??lectrolyte dans un Batterie de cellules humides, tels que l'acide sulfurique dans un batterie de voiture. Chez les humains et d'autres animaux, de l'acide chlorhydrique est une partie de la acide gastrique s??cr??t?? dans le estomac pour aider ?? hydrolyser les prot??ines et les polysaccharides, ainsi que la conversion du pro-enzyme inactive, pepsinog??ne dans l'enzyme, la pepsine. Les acides sont utilis??s en tant que catalyseurs ; par exemple, l'acide sulfurique est utilis?? en tr??s grande quantit?? dans le processus d'alkylation pour produire de l'essence.

Acides ordinaires

• Acide Citrique

Les acides min??raux

• Les solutions d'halog??nures d'hydrog??ne tels que l'acide chlorhydrique (HCl) et l'acide bromhydrique (HBr)
• L'acide sulfurique (H ₂ SO ₄₎
• L'acide nitrique (HNO ₃₎
• L'acide phosphorique (H ₃ PO ₄₎
• L'acide chromique (H ₂ CrO ₄₎

Les acides sulfoniques

• L'acide m??thane sulfonique (acide aka m??sylique) (m??so ₃ H)
• ??thanesulfonique (acide aka esylic) (ETSO ₃ H)
• L'acide benz??nesulfonique (acide aka besylic) (PhSO ₃ H)
• L'acide tolu??nesulfonique (aka acide tosylique, ou (C ₆ H ₄ (CH ₃₎ (SO ₃ H))

Les acides carboxyliques

• L'acide formique
• Acide ac??tique